في البداية ، العناصر الموجودة في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بواسطة D.I. تم ترتيب مندليف وفقًا لكتلها الذرية وخصائصها الكيميائية ، ولكن في الحقيقة اتضح أنه لم تكن كتلة الذرة هي التي لعبت الدور الحاسم ، ولكن شحنة النواة ، وبالتالي عدد الإلكترونات في ذرة محايدة.

تتوافق الحالة الأكثر استقرارًا للإلكترون في ذرة عنصر كيميائي مع الحد الأدنى من طاقته ، وتسمى أي حالة أخرى بالإثارة ، حيث يمكن للإلكترون أن ينتقل تلقائيًا إلى مستوى طاقة أقل.

دعونا نفكر في كيفية توزيع الإلكترونات في ذرة على طول المدارات ، أي التكوين الإلكتروني لذرة متعددة الإلكترونات في الحالة الأرضية. لبناء تكوين إلكتروني ، تُستخدم المبادئ التالية لملء المدارات بالإلكترونات:

- مبدأ باولي (الحظر) - لا يمكن أن يوجد في الذرة إلكترونان لهما نفس المجموعة من جميع الأرقام الكمومية الأربعة ؛

- مبدأ أقل طاقة (قواعد كليشكوفسكي) - تمتلئ المدارات بالإلكترونات بترتيب زيادة طاقة المدارات (الشكل 1).

أرز. 1 - توزيع الطاقة في مدارات ذرة شبيهة بالهيدروجين ؛ ن هو رقم الكم الرئيسي.

تعتمد طاقة المدار على المجموع (n + l). تمتلئ المدارات بالإلكترونات بترتيب تصاعدي للمجموع (n + l) لهذه التقويمات. لذلك ، بالنسبة للمستويات الفرعية ثلاثية الأبعاد و 4 ثوانٍ ، ستكون المجاميع (n + l) مساوية لـ 5 و 4 ، على التوالي ، ونتيجة لذلك سيتم ملء مدار 4s أولاً. إذا كان المجموع (n + l) هو نفسه لمدارين ، فسيتم ملء المدار ذي القيمة الأصغر n أولاً. لذلك ، بالنسبة إلى المدارات ثلاثية الأبعاد و 4 بكسل ، سيكون المجموع (n + l) مساويًا لـ 5 لكل مدار ، ولكن يتم ملء المدار ثلاثي الأبعاد أولاً. وفقًا لهذه القواعد ، سيكون ترتيب ملء المدارات على النحو التالي:

1 ثانية<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

يتم تحديد عائلة عنصر ما بواسطة المدار الأخير المملوء بالإلكترونات ، وفقًا للطاقة. ومع ذلك ، لا يمكن كتابة الصيغ الإلكترونية وفقًا لسلسلة الطاقة.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 إدخال التكوين الإلكتروني الصحيح

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 إدخال تكوين إلكتروني غير صحيح

بالنسبة لعناصر d الخمسة الأولى ، يكون التكافؤ (أي الإلكترونات المسؤولة عن تكوين رابطة كيميائية) هو مجموع الإلكترونات الموجودة على d و s ، المملوءة بالإلكترونات أخيرًا. بالنسبة لعناصر p ، فإن التكافؤ هو مجموع الإلكترونات الموجودة على المستويين الفرعيين s و p. بالنسبة للعناصر s ، التكافؤات هي إلكترونات تقع في المستوى الفرعي s لمستوى الطاقة الخارجي.

- قاعدة هوند - عند قيمة واحدة من l ، تملأ الإلكترونات المدارات بحيث يكون إجمالي الدوران الأقصى (الشكل 2)

أرز. 2. تغيير الطاقة في 1s - ، 2s - 2p - مدارات ذرات الفترة الثانية من النظام الدوري.

أمثلة لبناء التكوينات الإلكترونية للذرات

ترد أمثلة على إنشاء التكوينات الإلكترونية للذرات في الجدول 1.

الجدول 1. أمثلة على بناء التكوينات الإلكترونية للذرات

	التكوين الإلكترونية	القواعد المعمول بها
		مبدأ باولي ، قواعد كليشكوفسكي
		حكم هوند
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	قواعد كليشكوفسكي

يتم ملء المدارات في ذرة غير مستثارة بحيث تكون طاقة الذرة في حدها الأدنى (مبدأ الحد الأدنى من الطاقة). أولاً ، يتم ملء مدارات المستوى الأول للطاقة ، ثم الثانية ، ويتم ملء مدارات المستوى الفرعي s أولاً ، وبعد ذلك فقط يتم ملء مدارات المستوى الفرعي p. في عام 1925 ، أسس الفيزيائي السويسري دبليو باولي المبدأ الأساسي لميكانيكا الكم في العلوم الطبيعية (مبدأ باولي ، ويسمى أيضًا مبدأ الاستبعاد أو مبدأ الاستبعاد). وفقًا لمبدأ باولي:

لا يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين لهما نفس مجموعة الأرقام الكمومية الأربعة.

يتم نقل التكوين الإلكتروني للذرة من خلال صيغة يتم فيها تحديد المدارات المملوءة بمزيج من رقم يساوي رقم الكم الرئيسي وحرف يتوافق مع رقم الكم المداري. يشير الحرف المرتفع إلى عدد الإلكترونات في هذه المدارات.

الهيدروجين والهيليوم

التكوين الإلكتروني لذرة الهيدروجين هو 1 ثانية 1 ، والهيليوم 1 ثانية 2. تحتوي ذرة الهيدروجين على إلكترون واحد غير مزدوج ، وذرة الهليوم بها إلكترونان متزاوجان. الإلكترونات المقترنة لها نفس القيم لجميع الأعداد الكمومية ، باستثناء اللف المغزلي. يمكن لذرة الهيدروجين أن تتخلى عن إلكترونها وتتحول إلى أيون موجب الشحنة - الكاتيون H + (بروتون) ، والذي لا يحتوي على إلكترونات (التكوين الإلكتروني 1s 0). يمكن لذرة الهيدروجين أن تربط إلكترونًا واحدًا وتتحول إلى H - أيون سالب الشحنة (أيون الهيدريد) بتكوين إلكتروني 1 ثانية 2.

الليثيوم

يتم توزيع ثلاثة إلكترونات في ذرة الليثيوم على النحو التالي: 1s 2 1s 1. في تكوين رابطة كيميائية ، تشارك فقط إلكترونات مستوى الطاقة الخارجي ، والتي تسمى إلكترونات التكافؤ. في ذرة الليثيوم ، يكون إلكترون التكافؤ هو المستوى الفرعي 2 ثانية ، والإلكترونان من المستوى الفرعي 1 ثانية هما إلكترونات داخلية. تفقد ذرة الليثيوم بسهولة إلكترون التكافؤ الخاص بها ، حيث تنتقل إلى Li + ion ، الذي له التكوين 1s 2 2s 0. لاحظ أن أيون الهيدريد وذرة الهليوم وكاتيون الليثيوم لها نفس عدد الإلكترونات. تسمى هذه الجسيمات متساوية الإلكترون. لديهم تكوين إلكتروني مشابه ، لكن شحنة نووية مختلفة. ذرة الهليوم خاملة كيميائيًا جدًا ، وهي مرتبطة بالاستقرار الخاص للتكوين الإلكتروني 1s 2. تسمى المدارات غير المملوءة بالإلكترونات المدارات الشاغرة. في ذرة الليثيوم ، هناك ثلاثة مدارات من المستوى الفرعي 2p شاغرة.

البريليوم

التكوين الإلكتروني لذرة البريليوم هو 1s 2 2s 2. عندما يتم إثارة ذرة ما ، تتحرك الإلكترونات من مستوى ثانوي منخفض للطاقة إلى مدارات شاغرة ذات مستوى فرعي أعلى من الطاقة. يمكن تمثيل عملية إثارة ذرة البريليوم بالمخطط التالي:

1s 2 2s 2 (حالة الأرض) + ح→ 1s 2 2s 1 2p 1 (حالة متحمس).

تظهر مقارنة بين حالة الأرض والحالة المثارة لذرة البريليوم أنها تختلف في عدد الإلكترونات غير المزدوجة. في الحالة الأرضية لذرة البريليوم ، لا توجد إلكترونات منفصلة ؛ في الحالة المثارة ، يوجد اثنان منهم. على الرغم من حقيقة أنه أثناء إثارة الذرة ، من حيث المبدأ ، يمكن لأي إلكترونات من مدارات منخفضة الطاقة أن تنتقل إلى مدارات أعلى ، بالنظر إلى العمليات الكيميائية ، فإن التحولات بين المستويات الفرعية للطاقة ذات الطاقات المماثلة ضرورية فقط.

هذا يفسر كالتالي. عندما تتشكل رابطة كيميائية ، يتم إطلاق الطاقة دائمًا ، أي أن مجموع ذرتين يمر في حالة أكثر ملاءمة من الناحية النشطة. تتطلب عملية الإثارة طاقة. عند إزالة الإلكترونات في نفس مستوى الطاقة ، يتم تعويض تكاليف الإثارة عن طريق تكوين رابطة كيميائية. عند إزالة الإلكترونات في مستويات مختلفة ، تكون تكلفة الإثارة عالية جدًا بحيث لا يمكن تعويضها عن طريق تكوين رابطة كيميائية. في حالة عدم وجود شريك في تفاعل كيميائي محتمل ، تطلق الذرة المثارة كمية من الطاقة وتعود إلى الحالة الأساسية - تسمى هذه العملية بالاسترخاء.

بور

ستكون التكوينات الإلكترونية لذرات عناصر الفترة الثالثة من الجدول الدوري للعناصر مماثلة إلى حد ما لتلك المذكورة أعلاه (يشار إلى الرقم الذري بواسطة الرمز):

11 Na 3s 1
12 ملجم 3 ث 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 ف 2 ث 2 3 ص 3

ومع ذلك ، فإن القياس لم يكتمل ، حيث ينقسم مستوى الطاقة الثالث إلى ثلاثة مستويات فرعية وجميع العناصر المدرجة بها مدارات d شاغرة ، والتي يمكن للإلكترونات أن تنتقل إليها أثناء الإثارة ، مما يزيد من التعددية. هذا مهم بشكل خاص لعناصر مثل الفوسفور والكبريت والكلور.

يمكن أن يصل الحد الأقصى لعدد الإلكترونات غير الزوجية في ذرة الفوسفور إلى خمسة:

يفسر هذا إمكانية وجود مركبات يكون فيها تكافؤ الفوسفور 5. لا يمكن لذرة النيتروجين ، التي لها نفس تكوين إلكترونات التكافؤ في الحالة الأرضية مثل ذرة الفوسفور ، أن تشكل خمسة روابط تساهمية.

تنشأ حالة مماثلة عند مقارنة قدرات التكافؤ للأكسجين والكبريت والفلور والكلور. يؤدي انخفاض مستوى الإلكترونات في ذرة الكبريت إلى ظهور ستة إلكترونات غير زوجية:

3s 2 3p 4 (الحالة الأرضية) → 3s 1 3p 3 3d 2 (حالة الإثارة).

هذا يتوافق مع حالة التكافؤ الستة ، والتي لا يمكن الوصول إليها بالنسبة للأكسجين. يتطلب الحد الأقصى لتكافؤ النيتروجين (4) والأكسجين (3) شرحًا أكثر تفصيلاً ، والذي سيتم تقديمه لاحقًا.

الحد الأقصى لتكافؤ الكلور هو 7 ، وهو ما يتوافق مع تكوين الحالة المثارة للذرة 3s 1 3p 3 d 3.

يفسر وجود مدارات ثلاثية الأبعاد شاغرة في جميع عناصر الفترة الثالثة من خلال حقيقة أنه بدءًا من مستوى الطاقة الثالث ، يوجد تداخل جزئي بين المستويات الفرعية لمستويات مختلفة عند ملؤها بالإلكترونات. وبالتالي ، يبدأ المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد بالملء فقط بعد ملء المستوى الفرعي 4 ثانية. يزداد احتياطي الطاقة للإلكترونات في المدارات الذرية ذات المستويات الفرعية المختلفة ، وبالتالي ترتيب حشوها بالترتيب التالي:

تمتلئ المدارات في وقت سابق بحيث يكون مجموع أول رقمين كميين (n + l) أقل ؛ إذا كانت هذه المجاميع متساوية ، يتم ملء المدارات ذات العدد الكمي الأساسي الأصغر أولاً.

كليشكوفسكي في عام 1951 صاغ هذا الانتظام.

تسمى العناصر التي يملأ المستوى الفرعي s في ذراتها بالإلكترونات عناصر s. تتضمن هذه العناصر أول عنصرين من كل فترة: الهيدروجين. ومع ذلك ، يوجد بالفعل في العنصر d التالي - الكروم - هناك بعض "الانحراف" في ترتيب الإلكترونات وفقًا لمستويات الطاقة في الحالة الأرضية: بدلاً من العناصر الأربعة غير المزدوجة المتوقعة الإلكترونات على المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد في ذرة الكروم ، هناك خمسة إلكترونات غير زوجية في المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد وإلكترون واحد غير مزدوج في المستوى الفرعي s: 24 Cr 4s 1 3d 5.

غالبًا ما تسمى ظاهرة انتقال أحد الإلكترون s إلى المستوى الفرعي d ب "اختراق" الإلكترون. يمكن تفسير ذلك من خلال حقيقة أن مدارات المستوى الفرعي d المملوءة بالإلكترونات تصبح أقرب إلى النواة بسبب زيادة التجاذب الكهروستاتيكي بين الإلكترونات والنواة. نتيجة لذلك ، تصبح الحالة 4s 1 3d 5 أكثر ملاءمة من الناحية النشطة من 4s 2 3d 4. وبالتالي ، فإن المستوى الفرعي d نصف المملوء (d 5) لديه استقرار متزايد مقارنة بالمتغيرات المحتملة الأخرى لتوزيع الإلكترون. يعد التكوين الإلكتروني المقابل لوجود أكبر عدد ممكن من الإلكترونات المقترنة ، والذي يمكن تحقيقه في العناصر d السابقة فقط نتيجة الإثارة ، من سمات الحالة الأساسية لذرة الكروم. يعد التكوين الإلكتروني d 5 أيضًا سمة مميزة لذرة المنغنيز: 4s 2 3d 5. بالنسبة لعناصر d التالية ، تمتلئ كل خلية طاقة من المستوى الفرعي d بإلكترون ثان: 26 Fe 4s 2 3d 6؛ 27 Co 4s 2 3d 7 ؛ 28 ني 4 ثانية 2 3d 8.

في ذرة النحاس ، تصبح حالة المستوى الفرعي d المملوء بالكامل (d 10) قابلة للتحقيق بسبب انتقال إلكترون واحد من المستوى الفرعي 4s إلى المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد: 29 Cu 4s 1 3d 10. العنصر الأخير من الصف الأول من عناصر d له التكوين الإلكتروني 30 Zn 4s 23 d 10.

الاتجاه العام ، الذي يتجلى في استقرار تكوينات d 5 و d 10 ، يتم ملاحظته أيضًا لعناصر الفترات المنخفضة. يحتوي الموليبدينوم على تكوين إلكتروني مشابه للكروم: 42 Mo 5s 1 4d 5 ، والفضة - النحاس: 47 Ag5s 0 d 10. علاوة على ذلك ، تم تحقيق التكوين d 10 بالفعل في البلاديوم بسبب انتقال كلا الإلكترونين من مدار 5s إلى مدار 4d: 46Pd 5s 0 d 10. هناك انحرافات أخرى عن الملء الرتيب للمدارات d و f أيضًا.

التكوينات الإلكترونية للذرات

تحتل الإلكترونات الموجودة في الذرة المستويات والمستويات الفرعية والمدارات وفقًا للقواعد التالية.

حكم باولي. لا يمكن أن يكون لإلكترونين في ذرة واحدة أربعة أرقام كمومية متطابقة. يجب أن تختلف برقم كمي واحد على الأقل.

يحتوي المدار على إلكترونات بأرقام معينة n و l و m l ويمكن أن تختلف الإلكترونات الموجودة عليه فقط في العدد الكمي m s ، والذي يحتوي على قيمتين +1/2 و -1/2. لذلك ، لا يمكن وضع أكثر من إلكترونين في المدار.

في المستوى الفرعي ، تحتوي الإلكترونات على n و l محددين وتختلف في العددين m l و m s. نظرًا لأن m l يمكن أن تأخذ قيم 2l + 1 وقيم m s - 2 ، فلا يمكن أن يحتوي المستوى الفرعي على أكثر من 2 (2l + 1) إلكترون. ومن ثم ، فإن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الفرعية s- و p- و d- و f هو 2 و 6 و 10 و 14 إلكترونًا على التوالي.

وبالمثل ، لا يحتوي المستوى على أكثر من 2 ن 2 إلكترون ، ويجب ألا يتجاوز الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في المستويات الأربعة الأولى 2 و 8 و 18 و 32 إلكترونًا على التوالي.

حكم أقل طاقة.يجب أن يحدث الملء المتسلسل للمستويات بطريقة تضمن الحد الأدنى من طاقة الذرة. يحتل كل إلكترون مدارًا حرًا بأقل طاقة.

حكم كليشكوفسكي. يتم تنفيذ تعبئة المستويات الفرعية الإلكترونية بترتيب تصاعدي للمبلغ (n + l) ، وفي حالة نفس المجموع (n + l) - بترتيب تصاعدي للرقم n.

شكل بياني لقاعدة كليشكوفسكي.

وفقًا لقاعدة Klechkovsky ، يتم ملء المستويات الفرعية بالترتيب التالي: 1s ، 2s ، 2p ، 3s ، 3p ، 4s ، 3d ، 4p ، 5s ، 4d ، 5p ، 6s ، 4f ، 5d ، 6p ، 7s ، 5f ، 6d ، 7p ، 8s ، ...

على الرغم من أن ملء المستويات الفرعية يحدث وفقًا لقاعدة Klechkovsky ، في الصيغة الإلكترونية ، تتم كتابة المستويات الفرعية بالتسلسل حسب المستويات: 1s ، 2s ، 2p ، 3s ، 3p ، 3d ، 4s ، 4p ، 4d ، 4f ، إلخ. هذا يرجع إلى حقيقة أن طاقة المستويات المملوءة يتم تحديدها من خلال العدد الكمي n: كلما زاد n ، زادت الطاقة ، وبالنسبة للمستويات المملوءة تمامًا لدينا Е 3d

يؤدي انخفاض طاقة المستويات الفرعية مع n الأصغر والأكبر l ، إذا كانت مملوءة بالكامل أو نصف ممتلئة ، إلى عدد من الذرات إلى تكوينات إلكترونية تختلف عن تلك التي تنبأت بها قاعدة Klechkovsky. لذلك بالنسبة إلى Cr و Cu ، لدينا توزيع على مستوى التكافؤ:

Cr (24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 و Cu (29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 وليس

Cr (24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 و Cu (29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2.

حكم جوند. تمتلئ مدارات مستوى فرعي معين بحيث يكون الدوران الكلي هو الحد الأقصى. يتم ملء مدارات مستوى فرعي معين أولاً بواسطة إلكترون واحد. على سبيل المثال ، للتكوين p 2 ، يُفضل ملء p x 1 p y 1 بإجمالي دوران s = 1/2 + 1/2 = 1 (أي أنه يحتوي على طاقة أقل) من الملء p x 2 مع دوران إجمالي ق = 1/2 - 1/2 = 0.

- أكثر ربحية ، ¯ - أقل ربحية.

يمكن تدوين التكوينات الإلكترونية للذرات حسب المستويات والمستويات الفرعية والمدارات. في الحالة الأخيرة ، يُرمز إلى المدار عادةً بخلية كمومية ، والإلكترونات بواسطة أسهم لها اتجاه أو آخر اعتمادًا على قيمة m s.

على سبيل المثال ، يمكن كتابة الصيغة الإلكترونية P (15e):

أ) حسب المستويات) 2) 8) 5

ب) بالمستويات الفرعية 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

ج) عن طريق المدارات 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 أو

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

مثال.اكتب الصيغ الإلكترونية لـ Ti (22e) و As (33e) بالمستويات الفرعية. التيتانيوم في الفترة الرابعة ، لذلك نكتب المستويات الفرعية حتى 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p ونملأها بالإلكترونات حتى العدد الإجمالي البالغ 22 ، مع عدم تضمين المستويات الفرعية غير المعبأة في الصيغة النهائية. استلمنا.

رمز لويس: مخطط الإلكترون: يمكن لإلكترون واحد من ذرة الهيدروجين أن يشارك في تكوين رابطة كيميائية واحدة فقط مع ذرات أخرى: عدد الروابط التساهمية ، الذي يشكل ذرة في مركب معين ، يميزها التكافؤ . في جميع المركبات ، تكون ذرة الهيدروجين أحادية التكافؤ. الهيليوم الهليوم ، مثل الهيدروجين ، هو عنصر من عناصر الفترة الأولى. في طبقته الكمومية المفردة ، لديه طبقة واحدة س-orbital ، الذي يحتوي على إلكترونين مع دوران مضاد (زوج إلكترون وحيد). رمز لويس: لا:. التكوين الإلكتروني 1 س 2 ، تمثيلها الرسومي: لا توجد إلكترونات غير زوجية في ذرة الهيليوم ، ولا توجد مدارات حرة. مستوى طاقته كاملة. لا تستطيع الذرات ذات الطبقة الكمومية المكتملة تكوين روابط كيميائية مع الذرات الأخرى. انهم يسمى النبيل أو الغازات الخاملة. الهليوم هو ممثلهم الأول. الفترة الثانية الليثيوم ذرات جميع العناصر ثانيافترة لها اثنينمستويات الطاقة. الطبقة الكمومية الداخلية هي مستوى الطاقة المكتمل لذرة الهليوم. كما هو موضح أعلاه ، يبدو تكوينه مثل 1 س 2 ، ولكن يمكن أيضًا استخدام الترميز المختصر لصورته:. في بعض المصادر الأدبية ، يُشار إليه بـ [K] (باسم غلاف الإلكترون الأول). تحتوي الطبقة الكمومية الثانية من الليثيوم على أربعة مدارات (22 = 4): واحد سوثلاثة تم العثور على R.التكوين الإلكتروني لذرة الليثيوم: 1 س 22س 1 او 2 س 1. باستخدام الترميز الأخير ، تم تحديد إلكترونات الطبقة الكمومية الخارجية فقط (إلكترونات التكافؤ). رمز لويس لليثيوم هو لي. تمثيل رسومي للتكوين الإلكتروني:
البريليوم التكوين الإلكتروني هو 2s2. رسم تخطيطي إلكتروني للطبقة الكمومية الخارجية:
بور التكوين الإلكتروني هو 2s22p1. يمكن أن تدخل ذرة البورون في حالة من الإثارة. رسم تخطيطي إلكتروني للطبقة الكمومية الخارجية:

في حالة الإثارة ، تحتوي ذرة البورون على ثلاثة إلكترونات غير زوجية ويمكن أن تشكل ثلاث روابط كيميائية: BF3 ، B2O3. في هذه الحالة ، تمتلك ذرة البورون مدارًا حرًا يمكن أن يشارك في تكوين رابطة بواسطة آلية متلقي المانح. كربون التكوين الإلكتروني هو 2s22p2. المخططات الإلكترونية للطبقة الكمومية الخارجية لذرة الكربون في الأرض والحالات المثارة:

يمكن لذرة الكربون غير المستثارة أن تشكل رابطتين تساهمية من خلال اقتران الإلكترون وواحدة من خلال آلية متبرع متقبل. مثال على هذا المركب هو أول أكسيد الكربون (II) ، الذي له الصيغة CO ويسمى أول أكسيد الكربون. سيتم مناقشة هيكلها بمزيد من التفصيل في القسم 2.1.2. ذرة الكربون المثارة فريدة من نوعها: جميع مدارات طبقتها الكمومية الخارجية مملوءة بإلكترونات غير متزاوجة ، أي لديها نفس عدد مدارات التكافؤ وإلكترونات التكافؤ. الشريك المثالي لها هو ذرة الهيدروجين ، التي تحتوي على إلكترون واحد في مدار واحد. وهذا يفسر قدرتها على تكوين الهيدروكربونات. بوجود أربعة إلكترونات غير متزاوجة ، تشكل ذرة الكربون أربعة روابط كيميائية: CH4 ، CF4 ، CO2. في جزيئات المركبات العضوية ، تكون ذرة الكربون دائمًا في حالة الإثارة:
لا يمكن إثارة ذرة النيتروجين ، لأن لا يوجد مدار حر في طبقة الكم الخارجية. تشكل ثلاثة روابط تساهمية عن طريق إقران الإلكترونات:
بوجود إلكترونين غير متزاوجين في الطبقة الخارجية ، تشكل ذرة الأكسجين رابطتين تساهمية:
نيون التكوين الإلكتروني هو 2s22p6. رمز لويس: الرسم التخطيطي الإلكتروني للطبقة الكمومية الخارجية:

تحتوي ذرة النيون على مستوى طاقة خارجي مكتمل ولا تشكل روابط كيميائية مع أي ذرات. إنه ثاني غاز نبيل. الفترة الثالثةتحتوي ذرات جميع عناصر الفترة الثالثة على ثلاث طبقات كمومية. يمكن تمثيل التكوين الإلكتروني لمستويين من الطاقة الداخلية على شكل. تحتوي طبقة الإلكترون الخارجية على تسعة مدارات ، تسكنها الإلكترونات ، وفقًا للقوانين العامة. لذلك ، بالنسبة لذرة الصوديوم ، يبدو التكوين الإلكتروني: 3s1 ، للكالسيوم - 3s2 (في حالة الإثارة - 3s13p1) ، للألمنيوم - 3s23p1 (في حالة الإثارة - 3s13p2). على عكس عناصر الفترة الثانية ، يمكن أن توجد ذرات عناصر المجموعات V-VII من الفترة الثالثة في كل من الحالة الأساسية وفي الحالة المثارة. الفوسفور الفوسفور عنصر من المجموعة الخامسة. التكوين الإلكتروني الخاص به هو 3s23p3. مثل النيتروجين ، يحتوي على ثلاثة إلكترونات غير زوجية في مستوى طاقته الخارجية ويشكل ثلاثة روابط تساهمية. مثال على ذلك هو الفوسفين ، الذي له الصيغة PH3 (قارن مع الأمونيا). لكن الفوسفور ، على عكس النيتروجين ، يحتوي على مدارات d حرة في الطبقة الكمومية الخارجية ويمكن أن ينتقل إلى حالة الإثارة - 3s13p3d1:

وهذا يمنحها القدرة على تكوين خمس روابط تساهمية في مركبات مثل P2O5 و H3PO4 ، على سبيل المثال.

كبريت التكوين الإلكتروني للحالة الأرضية هو 3s23p4. الرسم الإلكتروني:
ومع ذلك ، يمكن أن يكون متحمسًا عن طريق نقل الإلكترون أولاً من ص- على ال دمداري (الحالة المثارة الأولى) ، ثم مع س- على ال دمداري (الحالة المثارة الثانية):
في الحالة المثارة الأولى ، تشكل ذرة الكبريت أربعة روابط كيميائية في مركبات مثل SO2 و H2SO3. يمكن تصوير الحالة المثارة الثانية لذرة الكبريت باستخدام رسم تخطيطي إلكتروني:

تشكل ذرة الكبريت هذه ستة روابط كيميائية في المركبين SO3 و H2SO4.

1.3.3. التكوينات الإلكترونية لذرات العناصر الكبيرة فترات الفترة الرابعة

تبدأ الفترة بالتكوين الإلكتروني للبوتاسيوم (19 كيلو): 1s22s22p63s23p64s1 أو 4s1 والكالسيوم (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 أو 4s2. وبالتالي ، وفقًا لقاعدة Klechkovsky ، يتم ملء المستوى الفرعي 4s الخارجي ، الذي يحتوي على طاقة أقل ، بعد مدارات Ar p. 4s المداري يخترق أقرب إلى النواة ؛ يظل المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد فارغًا (3d0). بدءًا من سكانديوم ، تملأ 10 عناصر مدارات المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد. انهم يسمى د-العناصر.

وفقًا لمبدأ الملء المتسلسل للمدارات ، يجب أن يكون لذرة الكروم تكوين إلكتروني يبلغ 4s23d4 ، ومع ذلك ، فإن لها "تسرب" إلكتروني ، والذي يتكون من انتقال إلكترون 4 ثوانٍ إلى مدار ثلاثي الأبعاد قريب في الطاقة (الشكل 11).

تم إثبات أن حالات الذرة ، حيث تكون المدارات p- ، d- ، f نصف ممتلئة (p3 ، d5 ، f7) ، تمامًا (p6 ، d10 ، f14) أو حرة (p0 ، d0 ، f0) ، زادت من الاستقرار. لذلك ، إذا كانت الذرة تفتقر إلى إلكترون واحد قبل اكتمال نصف المستوى الفرعي أو اكتماله ، فإنه يتم ملاحظة "تسربها" من المدار المملوء مسبقًا (في هذه الحالة ، 4 ثوانٍ).

باستثناء Cr و Cu ، تحتوي جميع العناصر من Ca إلى Zn على نفس عدد الإلكترونات في مستواها الخارجي - اثنان. يفسر هذا التغيير الطفيف نسبيًا في الخصائص في سلسلة المعادن الانتقالية. ومع ذلك ، بالنسبة للعناصر المدرجة ، فإن كلاً من إلكترونات 4s للإلكترونات الخارجية والإلكترونات ثلاثية الأبعاد للمستوى الثانوي السابق الخارجي هي التكافؤ (باستثناء ذرة الزنك ، حيث يكتمل مستوى الطاقة الثالث تمامًا).

	31 جيجا 4s23d104p1 32 ج 4s23d104p2 33 أس 4s23d104p3 34 4s23d104p4 35 بي آر 4s23d104p5 36 كر 4s23d104p6

ظل المداران 4d و 4 f مجانيين ، على الرغم من انتهاء الفترة الرابعة.

فترة الخامسة

تسلسل الملء المداري هو نفسه كما في الفترة السابقة: أولاً ، يتم ملء مدار 5s ( 37 ر 5s1) ، ثم 4d و 5p ( 54Xe 5s24d105p6). المدارات 5 و 4d أقرب في الطاقة ، لذا فإن معظم العناصر 4d (Mo ، Tc ، Ru ، Rh ، Pd ، Ag) لها انتقال إلكتروني من المستوى 5 إلى المستوى 4d.

الفترتان السادسة والسابعة

بخلاف الفترة السادسة السابقة تضم 32 عنصرًا. السيزيوم والباريوم مكونان من 6 عناصر. الحالات التالية المواتية بقوة هي 6p و 4f و 5d. على عكس قاعدة Klechkovsky ، بالنسبة إلى اللانثانم ، لا يتم ملء 4f ولكن المدار 5d ( 57 لا 6s25d1) ، ولكن العناصر التالية لها المستوى الفرعي 4f مملوءة ( 58 ج 6s24f2) ، حيث توجد أربع عشرة حالة إلكترونية محتملة. تسمى الذرات من السيريوم (Ce) إلى اللوتيتيوم (Lu) اللانثانيدات - وهي عناصر f. في سلسلة اللانثانيدات ، يوجد أحيانًا "تجاوز" للإلكترون ، وكذلك في سلسلة العناصر د. عند اكتمال المستوى الفرعي 4f ، يستمر ملء المستوى الفرعي 5d (تسعة عناصر) وتكتمل الفترة السادسة ، مثل أي عناصر أخرى ، باستثناء العناصر الستة الأولى.

أول عنصرين في الفترة السابعة هما الفرانسيوم والراديوم ، متبوعين بعنصر 6d ، الأكتينيوم ( 89ac 7s26d1). الأكتينيوم متبوع بأربعة عشر عنصر 5f - أكتينيدات. يجب أن تتبع تسعة عناصر 6d الأكتينيدات وستة عناصر p يجب أن تكمل الفترة. الفترة السابعة غير مكتملة.

يوضح النمط المدروس لتشكيل فترات النظام بواسطة العناصر وملء المدارات الذرية بالإلكترونات الاعتماد الدوري للهياكل الإلكترونية للذرات على شحنة النواة.

فترة - هذه مجموعة من العناصر مرتبة بترتيب تصاعدي لشحنات نوى الذرات وتتميز بنفس قيمة العدد الكمي الرئيسي للإلكترونات الخارجية. في بداية الفترة ، املأ نانوثانية - وفي نهاية - np - المدارات (باستثناء الفترة الأولى). تشكل هذه العناصر ثماني مجموعات فرعية (A) رئيسية من D.I. مندليف.

المجموعة الفرعية الرئيسية - هذه مجموعة من العناصر الكيميائية الموجودة عموديًا ولها نفس عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية.

خلال فترة ، مع زيادة شحنة النواة وزيادة قوة جذب الإلكترونات الخارجية إليها من اليسار إلى اليمين ، يتناقص نصف قطر الذرات ، مما يؤدي بدوره إلى إضعاف المعدن وزيادة في اللافلزية. ملكيات. وراء نصف القطر الذريخذ المسافة المحسوبة نظريًا من النواة إلى أقصى كثافة إلكترونية للطبقة الكمومية الخارجية. في المجموعات ، من أعلى إلى أسفل ، يزداد عدد مستويات الطاقة ، وبالتالي يزيد نصف القطر الذري. في هذه الحالة ، يتم تحسين الخصائص المعدنية. الخصائص المهمة للذرات ، والتي تتغير بشكل دوري اعتمادًا على شحنات نوى الذرات ، تشمل أيضًا طاقة التأين وتقارب الإلكترون ، والتي سيتم مناقشتها في القسم 2.2.

التكوين الإلكترونيةالذرة هي تمثيل عددي لمداراتها الإلكترونية. مدارات الإلكترون هي مناطق ذات أشكال مختلفة تقع حول النواة الذرية ، حيث من المحتمل رياضيًا العثور على إلكترون. يساعد التكوين الإلكتروني في إخبار القارئ بسرعة وسهولة عن عدد مدارات الإلكترون في الذرة ، وكذلك تحديد عدد الإلكترونات في كل مدار. بعد قراءة هذا المقال ، ستتقن طريقة تجميع التكوينات الإلكترونية.

خطوات

توزيع الإلكترونات باستخدام النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev

أوجد العدد الذري لذرتك.كل ذرة لها عدد معين من الإلكترونات المرتبطة بها. ابحث عن رمز الذرة في الجدول الدوري. العدد الذري هو عدد صحيح موجب يبدأ من 1 (للهيدروجين) ويزداد بمقدار واحد لكل ذرة لاحقة. العدد الذري هو عدد البروتونات في الذرة ، وبالتالي فهو أيضًا عدد الإلكترونات في الذرة بدون شحنة.

حدد شحنة الذرة.سيكون للذرات المحايدة نفس عدد الإلكترونات كما هو موضح في الجدول الدوري. ومع ذلك ، سيكون للذرات المشحونة إلكترونات أكثر أو أقل ، اعتمادًا على حجم شحنتها. إذا كنت تعمل مع ذرة مشحونة ، أضف أو اطرح إلكترونات على النحو التالي: أضف إلكترونًا واحدًا لكل شحنة سالبة واطرح واحدًا مقابل كل شحنة موجبة.

• على سبيل المثال ، ذرة الصوديوم بشحنة -1 سيكون لها إلكترون إضافي بالإضافةإلى العدد الذري الأساسي الخاص بها وهو 11. وبعبارة أخرى ، سيكون للذرة 12 إلكترونًا في المجموع.
• إذا كنا نتحدث عن ذرة صوديوم بشحنة +1 ، فيجب طرح إلكترون واحد من العدد الذري الأساسي 11. إذن سيكون للذرة 10 إلكترونات.

1. احفظ قائمة المدارات الأساسية.مع زيادة عدد الإلكترونات في الذرة ، فإنها تملأ المستويات الفرعية المختلفة لقشرة الإلكترون للذرة وفقًا لتسلسل معين. يحتوي كل مستوى فرعي من غلاف الإلكترون ، عند ملئه ، على عدد زوجي من الإلكترونات. هناك المستويات الفرعية التالية:

   فهم سجل التكوين الإلكتروني.تتم كتابة التكوينات الإلكترونية لتعكس بوضوح عدد الإلكترونات في كل مدار. تتم كتابة المدارات بالتسلسل ، مع كتابة عدد الذرات في كل مدار في شكل حرف مرتفع على يمين الاسم المداري. التكوين الإلكتروني المكتمل له شكل سلسلة من التعيينات ذات المستوى الفرعي والنصوص المرتفعة.

   • هنا ، على سبيل المثال ، هو أبسط تكوين إلكتروني: 1s 2 2s 2 2p 6.يوضح هذا التكوين أن هناك إلكترونين في المستوى الفرعي 1s ، وإلكترونين في المستوى الفرعي 2s ، وستة إلكترونات في المستوى الفرعي 2p. مجموع 2 + 2 + 6 = 10 إلكترونات. هذا هو التكوين الإلكتروني لذرة النيون المحايدة (العدد الذري للنيون هو 10).

2. تذكر ترتيب المدارات.ضع في اعتبارك أن مدارات الإلكترون مرقمة بترتيب تصاعدي لرقم غلاف الإلكترون ، ولكنها مرتبة بترتيب تصاعدي للطاقة. على سبيل المثال ، يمتلك المدار 4s 2 طاقة أقل (أو قدرة أقل على الحركة) من 3d 10 المملوء أو المملوء جزئيًا ، لذلك تتم كتابة مدار 4s أولاً. بمجرد معرفة ترتيب المدارات ، يمكنك بسهولة ملئها وفقًا لعدد الإلكترونات في الذرة. الترتيب الذي تملأ به المدارات هو كما يلي: 1s ، 2s ، 2p ، 3s ، 3p ، 4s ، 3d ، 4p ، 5s ، 4d ، 5p ، 6s ، 4f ، 5d ، 6p ، 7s ، 5f ، 6d ، 7p.

   • سيكون التكوين الإلكتروني للذرة التي تملأ فيها جميع المدارات بالشكل التالي: 10 7p 6
   • لاحظ أن الترميز أعلاه ، عند ملء جميع المدارات ، هو التكوين الإلكتروني للعنصر Uuo (ununoctium) 118 ، وهو أعلى ذرة مرقمة في الجدول الدوري. لذلك ، يحتوي هذا التكوين الإلكتروني على جميع المستويات الفرعية الإلكترونية المعروفة حاليًا لذرة مشحونة بشكل محايد.

3. املأ المدارات حسب عدد الإلكترونات في ذرتك.على سبيل المثال ، إذا أردنا تدوين التكوين الإلكتروني لذرة الكالسيوم المحايدة ، يجب أن نبدأ بالبحث عن العدد الذري لها في الجدول الدوري. عددها الذري هو 20 ، لذلك سنكتب تكوين الذرة مع 20 إلكترونًا وفقًا للترتيب أعلاه.

   • املأ المدارات بالترتيب أعلاه حتى تصل إلى الإلكترون العشرين. سيحتوي المدار الأول 1s على إلكترونين ، وسيحتوي المدار 2s أيضًا على إلكترونين ، وسيحتوي المدار 2p على ستة ، وسيحتوي المدار 3s على اثنين ، وسيحتوي المدار 3p على 6 ، وسيكون للمدار 4s 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) بمعنى آخر ، التكوين الإلكتروني للكالسيوم له الشكل: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • لاحظ أن المدارات بترتيب تصاعدي للطاقة. على سبيل المثال ، عندما تكون مستعدًا للانتقال إلى مستوى الطاقة الرابع ، اكتب أولاً مدار 4 ثوانٍ و من ثمثلاثي الأبعاد. بعد مستوى الطاقة الرابع ، تنتقل إلى المستوى الخامس ، حيث يتم تكرار نفس الترتيب. يحدث هذا فقط بعد مستوى الطاقة الثالث.

4. استخدم الجدول الدوري كإشارة بصرية.ربما لاحظت بالفعل أن شكل الجدول الدوري يتوافق مع ترتيب المستويات الفرعية الإلكترونية في التكوينات الإلكترونية. على سبيل المثال ، الذرات الموجودة في العمود الثاني من اليسار تنتهي دائمًا بـ "s 2" ، بينما الذرات الموجودة على الحافة اليمنى للقسم الأوسط الرفيع تنتهي دائمًا بـ "d 10" ، وهكذا. استخدم الجدول الدوري كدليل مرئي لكتابة التكوينات - حيث يتوافق الترتيب الذي تضيف به إلى المدارات مع موقعك في الجدول. انظر أدناه:

   • على وجه الخصوص ، يحتوي العمودان الموجودان في أقصى اليسار على ذرات تنتهي تكويناتها الإلكترونية في مدارات s ، وتحتوي الكتلة اليمنى من الجدول على ذرات تنتهي تكويناتها في مدارات p ، وفي الجزء السفلي من الذرات تنتهي في مدارات f.
   • على سبيل المثال ، عند تدوين التكوين الإلكتروني للكلور ، فكر على هذا النحو: "هذه الذرة تقع في الصف الثالث (أو" الفترة ") من الجدول الدوري. وهي أيضًا تقع في المجموعة الخامسة من الكتلة المدارية p من الجدول الدوري .. لذلك سينتهي تكوينه الإلكتروني بـ .. 3 ص 5
   • لاحظ أن العناصر الموجودة في المنطقتين المداريتين d و f من الجدول لها مستويات طاقة لا تتوافق مع الفترة التي توجد فيها. على سبيل المثال ، يتوافق الصف الأول من كتلة العناصر ذات المدارات d مع المدارات ثلاثية الأبعاد ، على الرغم من أنها تقع في الفترة الرابعة ، والصف الأول من العناصر ذات المدارات f يتوافق مع المدار 4f ، على الرغم من حقيقة ذلك يقع في الفترة السادسة.

5. تعلم الاختصارات لكتابة التكوينات الإلكترونية الطويلة.تسمى الذرات الموجودة على الجانب الأيمن من الجدول الدوري غازات نبيلة.هذه العناصر مستقرة كيميائيا جدا. لتقصير عملية كتابة تكوينات إلكترونية طويلة ، اكتب ببساطة بين قوسين مربعين الرمز الكيميائي لأقرب غاز نبيل بإلكترونات أقل من ذرتك ، ثم استمر في كتابة التكوين الإلكتروني للمستويات المدارية اللاحقة. انظر أدناه:

   • لفهم هذا المفهوم ، سيكون من المفيد كتابة مثال على التكوين. لنكتب تكوين الزنك (العدد الذري 30) باستخدام اختصار الغاز النبيل. يبدو تكوين الزنك الكامل كما يلي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. ومع ذلك ، نرى أن 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 هو التكوين الإلكتروني للأرجون ، وهو غاز نبيل. ما عليك سوى استبدال جزء التكوين الإلكتروني للزنك بالرمز الكيميائي للأرجون بين قوسين مربعين (.)
   • إذن ، التكوين الإلكتروني للزنك ، المكتوب بصيغة مختصرة ، هو: 4s 2 3d 10.
   • لاحظ أنه إذا كنت تكتب التكوين الإلكتروني لغاز نبيل ، مثل الأرجون ، فلا يمكنك الكتابة! يجب على المرء استخدام اختصار الغاز النبيل أمام هذا العنصر ؛ للأرجون سيكون نيون ().

   استخدام الجدول الدوري أدوما

   1. إتقان الجدول الدوري أدوما.لا تتطلب طريقة تسجيل التكوين الإلكتروني هذه حفظًا ، ولكنها تتطلب جدولًا دوريًا معدلًا ، لأنه في الجدول الدوري التقليدي ، بدءًا من الفترة الرابعة ، لا يتوافق رقم الفترة مع غلاف الإلكترون. ابحث عن الجدول الدوري أدوما ، وهو نوع خاص من الجدول الدوري صممه العالم فاليري زيمرمان. من السهل العثور عليها ببحث قصير على الإنترنت.

      • في الجدول الدوري لـ ADOMAH ، تمثل الصفوف الأفقية مجموعات من العناصر مثل الهالوجينات والغازات النبيلة والمعادن القلوية والمعادن الأرضية القلوية ، إلخ. تتوافق الأعمدة الرأسية مع المستويات الإلكترونية ، وما يسمى بـ "الشلالات" (خطوط قطرية تربط الكتل s و p و d و f) تتوافق مع فترات.
      • يتم نقل الهيليوم إلى الهيدروجين ، حيث يتميز كلا العنصرين بمدار 1 ثانية. تظهر كتل الفترة (s و p و d و f) على الجانب الأيمن وترد أرقام المستوى في الأسفل. يتم تمثيل العناصر في مربعات مرقمة من 1 إلى 120. هذه الأرقام هي الأرقام الذرية المعتادة ، والتي تمثل العدد الإجمالي للإلكترونات في الذرة المحايدة.

   2. ابحث عن ذرتك في طاولة أدوما.لتدوين التكوين الإلكتروني لعنصر ما ، ابحث عن رمزه في الجدول الدوري لـ ADOMAH واشطب جميع العناصر ذات العدد الذري الأعلى. على سبيل المثال ، إذا كنت بحاجة إلى كتابة التكوين الإلكتروني للإربيوم (68) ، فاشطب جميع العناصر من 69 إلى 120.

      • انتبه للأرقام من 1 إلى 8 في قاعدة الجدول. هذه هي أرقام المستوى الإلكتروني أو أرقام الأعمدة. تجاهل الأعمدة التي تحتوي على عناصر مشطوبة فقط. بالنسبة للإربيوم ، تظل الأعمدة ذات الأرقام 1،2،3،4،5 و 6.

   3. عد المستويات الفرعية المدارية حتى العنصر الخاص بك.بالنظر إلى رموز الكتلة الموضحة على يمين الجدول (s و p و d و f) وأرقام الأعمدة الموضحة في الأسفل ، تجاهل الخطوط القطرية بين الكتل وقم بتقسيم الأعمدة إلى أعمدة بلوك ، وقم بإدراجها في طلب من أسفل إلى أعلى. ومرة أخرى ، تجاهل الكتل التي يتم فيها شطب جميع العناصر. اكتب كتل الأعمدة بدءًا من رقم العمود متبوعًا برمز الكتلة ، على النحو التالي: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (للإربيوم).

      • يرجى ملاحظة: التكوين الإلكتروني أعلاه مكتوب بترتيب تصاعدي لرقم المستوى الفرعي الإلكتروني. يمكن أيضًا كتابتها بالترتيب الذي تملأ به المدارات. للقيام بذلك ، اتبع التسلسلات من الأسفل إلى الأعلى ، وليس الأعمدة ، عند كتابة كتل الأعمدة: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12.

   4. عد الإلكترونات لكل مستوى فرعي إلكتروني.عد العناصر في كل كتلة عمود لم يتم شطبها عن طريق ربط إلكترون واحد من كل عنصر ، واكتب رقمها بجوار رمز الكتلة لكل كتلة عمود على النحو التالي: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2. في مثالنا ، هذا هو التكوين الإلكتروني للإربيوم.

   5. احذر من التكوينات الإلكترونية غير الصحيحة.هناك ثمانية عشر استثناءً نموذجيًا يتعلق بالتكوينات الإلكترونية للذرات في أدنى حالة طاقة ، وتسمى أيضًا حالة الطاقة الأرضية. إنهم لا يخضعون للقاعدة العامة إلا في آخر موقعين أو ثلاثة مواقع تشغلها الإلكترونات. في هذه الحالة ، يفترض التكوين الإلكتروني الفعلي أن الإلكترونات في حالة طاقة أقل مقارنة بالتكوين القياسي للذرة. تشمل ذرات الاستثناء:

      • سجل تجاري(... ، 3d5 ، 4s1) ؛ النحاس(... ، 3d10 ، 4s1) ؛ ملحوظة(...، 4d4، 5s1) ؛ مو(...، 4d5، 5s1) ؛ رو(...، 4d7، 5s1) ؛ Rh(...، 4d8، 5s1) ؛ PD(...، 4d10، 5s0) ؛ اي جي(...، 4d10، 5s1) ؛ لا(...، 5d1، 6s2) ؛ م(...، 4f1، 5d1، 6s2) ؛ جي دي(...، 4f7، 5d1، 6s2) ؛ Au(...، 5d10، 6s1) ؛ تيار متردد(...، 6d1، 7s2) ؛ ذ(...، 6d2، 7s2) ؛ بنسلفانيا(...، 5f2، 6d1، 7s2) ؛ يو(...، 5f3، 6d1، 7s2) ؛ Np(... ، 5f4 ، 6d1 ، 7s2) و سم(...، 5f7، 6d1، 7s2).
      • للعثور على العدد الذري للذرة عند كتابتها في شكل إلكتروني ، ما عليك سوى جمع جميع الأرقام التي تلي الأحرف (s و p و d و f). هذا يعمل فقط مع الذرات المحايدة ، إذا كنت تتعامل مع أيون ، فلن ينجح شيء - سيكون عليك إضافة أو طرح عدد الإلكترونات الزائدة أو المفقودة.
      • الرقم الذي يلي الحرف مرتفع ، لا تخطئ في عنصر التحكم.
      • لا يوجد مستوى فرعي "استقرار نصف مملوء". هذا تبسيط. أي استقرار يتعلق بالمستويات الفرعية "نصف ممتلئة" يرجع إلى حقيقة أن كل مدار مشغول بإلكترون واحد ، لذلك يتم تقليل التنافر بين الإلكترونات.
      • تميل كل ذرة إلى حالة مستقرة ، وتملأ التكوينات الأكثر استقرارًا المستويات الفرعية s و p (s2 و p6). تحتوي الغازات النبيلة على هذا التكوين ، لذلك نادرًا ما تتفاعل وتقع على اليمين في الجدول الدوري. لذلك ، إذا انتهى التكوين في 3p 4 ، فإنه يحتاج إلى إلكترونين للوصول إلى حالة مستقرة (يتطلب الأمر مزيدًا من الطاقة لفقد ستة ، بما في ذلك إلكترونات المستوى s ، لذلك من السهل فقدان أربعة). وإذا انتهى التكوين بـ 4d 3 ، فإنه يحتاج إلى فقد ثلاثة إلكترونات للوصول إلى حالة مستقرة. بالإضافة إلى ذلك ، فإن المستويات الفرعية نصف الممتلئة (s1 ، p3 ، d5 ..) أكثر استقرارًا من p4 أو p2 على سبيل المثال ؛ ومع ذلك ، سيكون s2 و p6 أكثر استقرارًا.
      • عندما تتعامل مع أيون ، فهذا يعني أن عدد البروتونات لا يساوي عدد الإلكترونات. ستظهر شحنة الذرة في هذه الحالة في أعلى يمين (عادةً) الرمز الكيميائي. لذلك ، ذرة الأنتيمون بشحنة +2 لها التكوين الإلكتروني 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1. لاحظ أن 5p 3 قد تغيرت إلى 5p 1. كن حذرًا عندما ينتهي تكوين الذرة المحايدة عند مستويات ثانوية بخلاف s و p.عندما تأخذ الإلكترونات ، يمكنك فقط أن تأخذها من مدارات التكافؤ (مداري s و p). لذلك ، إذا انتهى التكوين بـ 4s 2 3d 7 وحصلت الذرة على +2 شحنة ، فإن التكوين سينتهي بـ 4s 0 3d 7. يرجى ملاحظة أن 3d 7 ليسالتغييرات ، وبدلاً من ذلك تُفقد إلكترونات المدار s.
      • هناك ظروف يُجبر فيها الإلكترون على "الانتقال إلى مستوى طاقة أعلى". عندما يفتقر المستوى الثانوي إلى إلكترون واحد ليكون نصفه أو ممتلئًا ، خذ إلكترونًا واحدًا من أقرب مستوى فرعي s أو p وانقله إلى المستوى الثانوي الذي يحتاج إلى إلكترون.
      • هناك خياران لكتابة التكوين الإلكتروني. يمكن كتابتها بترتيب تصاعدي لأرقام مستويات الطاقة أو بالترتيب الذي تمتلئ به مدارات الإلكترون ، كما هو موضح أعلاه بالنسبة للإربيوم.
      • يمكنك أيضًا كتابة التكوين الإلكتروني لعنصر من خلال كتابة تكوين التكافؤ فقط ، وهو المستوى الفرعي s و p الأخير. وبالتالي ، سيكون تكوين التكافؤ للأنتيمون 5s 2 5p 3.
      • الأيونات ليست هي نفسها. الأمر أكثر صعوبة معهم. تخطي مستويين واتبع نفس النمط اعتمادًا على المكان الذي بدأت منه ومدى ارتفاع عدد الإلكترونات.